Question

7．合成氨工業(yè)對國民經(jīng)濟和社會發(fā)展具有重要的意義，其原理是：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4KJ/mol，
（1）已知合成氨反應在某溫度下2L的密閉容器中進行，測得數(shù)據(jù)如表：

	不同時間各物質(zhì)的物質(zhì)的量/mol
	0min	1min	2min	3min	4min
N2	1.50	n1	1.20	n3	1.00
H2	4.50	4.20	3.60	n4	3.00
NH3	0.00	0.20	n2	1.00	1.00

根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算：
①0 min～1 min內(nèi)N₂的平均反應速率為0.05mol/（L•min）
②該條件下反應的平衡常數(shù)k=0.15（保留兩位小數(shù)）
③反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂、NH₃各1mol，化學平衡向正向（填“正向”、“逆向”或“不移動”），該反應的平衡常數(shù)k不變（填“變大”“減小”或“不變”）
④能表明該反應達到平衡狀態(tài)的是B（選填序號）
A．N₂的轉(zhuǎn)化率等于NH₃的產(chǎn)率           B．混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不變
C．v（N₂）與v（H₂）的比值不變        D．混合氣體的密度不變
（2）室溫下向10mL0.3mol/LNaOH溶液中加入0.3mol/L的一元酸HA溶液pH的變化曲線如圖，下列說法正確的是CE．
A．a(chǎn)點所示溶液中c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（H⁺）＞c（HA）
B．a(chǎn)、b兩點所示溶液中水的電離程度相同
C．b點所示溶液中c（A^-）＞c（HA）
D．pH=7時，c（Na⁺）=c（A^-）+c（HA）
E．b點所示溶液中c（HA）+c（A^-）=0.2mol/L．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)氨氣的物質(zhì)的量計算出消耗的氮氣的物質(zhì)的量，再根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算出0～1min內(nèi)N₂的平均反應速度率；
②根據(jù)3、4min的時間段氨氣的物質(zhì)的量不變，說明達到了平衡狀態(tài)，根據(jù)氨氣的物質(zhì)的量計算出消耗的氮氣和氫氣的物質(zhì)的量及平衡時的濃度，
再根據(jù)平衡常數(shù)表達式K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$計算出該溫度下的平衡常數(shù)；
③根據(jù)加入N₂、H₂和氨氣后的濃度商判斷平衡移動方向；平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，溫度不變，平衡常數(shù)不變；
④達到平衡狀態(tài)時是正逆反應速率相等，各組分的濃度保持不變的狀態(tài)；
（2）A．a(chǎn)點時酸堿恰好中和，溶液pH=8.7，說明HA為弱酸，NaA溶液水解呈堿性；
B．b點時HA過量，溶液呈酸性，HA電離出H⁺，抑制水的電離；
C．b點HA過量一倍，溶液存在NaA和HA，溶液呈酸性，說明HA電離程度大于A^-水解程度；
D．pH=7時，c（H⁺）=c（OH^-），結(jié)合電荷守恒判斷；
E．根據(jù)物料守恒分析解答．

解答 解：（1）①0～1min內(nèi)生成了0.2mol氨氣，根據(jù)反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），消耗了氮氣的物質(zhì)的量為：n（N₂）=$\frac{1}{2}$n（NH₃）=0.1mol，0～1min內(nèi)N₂的平均反應速度率為：v（N₂）=$\frac{\frac{0.1mol}{2.00L}}{1min}$=0.05mol/（L•min），
故答案為：0.05mol/（L•min）；
②根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知，反應在第3和4分鐘時間段內(nèi)氨氣的物質(zhì)的量不變，說明達到了平衡狀態(tài)，此時生成了1.00mol氨氣，
列出化學平衡的三段式為  N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），
反應開始前（mol）      1.5      4.5      0
變化量（mol）          0.5     1.5       1
平衡時（mol）          1       3         1  
平衡時濃度（mol/L）   0.500     1.500     0.5
此溫度下該反應的化學平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{0.50{0}^{2}}{1.50{0}^{3}×0.500}$≈0.15，
故答案為：0.15；
③反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂O、NH₃各1mol，此時各組分的濃度為：
c（N₂）=$\frac{1.00mol+1.00mol}{2.00L}$=1.00mol/L，c（H₂）=$\frac{3.00mol+1.00mol}{2.00L}$=2.00mol/L，c（N₂）=$\frac{1.00mol+1.00mol}{2.00L}$=1.00mol/L，
濃度商為：$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）•{c}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{1.0{0}^{2}}{2.0{0}^{3}×1.00}$=0.125＜k=0.15，所以平衡向著正向移動，平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，溫度不變，平衡常數(shù)不變，
故答案為：正向；不變；
④A．只要反應發(fā)生就符合，N₂的轉(zhuǎn)化率等于NH₃的產(chǎn)率，故A錯誤；
B．混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不變，說明氣體的物質(zhì)的量不變，反應達平衡狀態(tài)，故B正確；
C．只要反應發(fā)生，v（N₂）與v（H₂）的比值一直不變，故C錯誤；
D．體積不變，氣體的質(zhì)量不變，混合氣體的密度一直不變，故D錯誤；
故選B；
（2）A．a(chǎn)點時酸堿恰好中和，溶液pH=8.7，說明HA為弱酸，NaA溶液水解呈堿性，應為c（HA）＞c（H⁺），故A錯誤；
B．a(chǎn)點A^-水解，促進水的電離，b點時HA過量，溶液呈酸性，HA電離出H⁺，抑制水的電離，故B錯誤；
C．b點HA過量一倍，溶液存在NaA和HA，溶液呈酸性，說明HA電離程度大于A^-水解程度，則存在c（A^-）＞c（HA），故C正確
D．pH=7時，c（H⁺）=c（OH^-），由電荷守恒可知c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），則c（Na⁺）=c（A^-），故D錯誤；．
E．根據(jù)物料守恒b點所示溶液中c（HA）+c（A^-）=$\frac{0.3×20}{10+20}$=0.2mol/L，故E正確；
故選CE．

點評 本題考查了化學平衡常數(shù)的計算與應用、化學反應速率與化學計量數(shù)的關(guān)系、酸堿混合的定性判斷等知識，涉及的知識點較多，試題綜合性強，難度較大，有利于培養(yǎng)學生的邏輯思維能力和發(fā)散思維能力，提高學生的應試能力和學習效率．